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        探析鹽類水解核心知識(shí)及其解題應(yīng)用

        2018-02-20 14:51:16王英

        王英

        [摘? ?要]鹽類水解知識(shí)在鹽溶液酸堿性判斷、離子濃度大小、離子種類判斷中有著廣泛的應(yīng)用,因此有必要針對(duì)不同鹽類的水解情況,歸納鹽類水解反應(yīng)的具體情形以及相關(guān)知識(shí),結(jié)合實(shí)例剖析鹽類水解核心知識(shí)的解題應(yīng)用。

        [關(guān)鍵詞]鹽類水解;酸堿性;離子濃度;離子種類

        [中圖分類號(hào)]? ?G633.8? ? ? ? [文獻(xiàn)標(biāo)識(shí)碼]? ?A? ? ? ? [文章編號(hào)]? ?1674-6058(2018)35-0072-02

        高中化學(xué)的鹽類水解是高考的必考內(nèi)容,其中涵蓋的知識(shí)點(diǎn)眾多,掌握鹽類水解的核心內(nèi)容,并靈活運(yùn)用水解知識(shí)解決相關(guān)題目是高考對(duì)該內(nèi)容的基本要求。下面將對(duì)鹽類水解的核心知識(shí)進(jìn)行總結(jié),并結(jié)合考題探討鹽類水解知識(shí)的解題應(yīng)用。

        一、鹽類水解的核心知識(shí)

        1.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽

        強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽是指由強(qiáng)酸和強(qiáng)堿經(jīng)中和反應(yīng)生成的鹽,由強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽電離出的陰、陽離子均不與水電離出的H+和OH-結(jié)合,不會(huì)有弱電解質(zhì)的生成,水的電離平衡也就不會(huì)受到影響,因此強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解,溶液呈中性,室溫條件下溶液的pH為7,如NaCl。

        2.強(qiáng)酸弱堿鹽

        強(qiáng)酸弱堿鹽是指由強(qiáng)酸和弱堿經(jīng)中和反應(yīng)生成的鹽,其對(duì)應(yīng)的堿為弱堿,因此強(qiáng)酸弱堿鹽電離出的弱堿陽離子會(huì)與水電離出的OH-進(jìn)行水解,由于OH-的濃度降低會(huì)促進(jìn)水的電離,使得溶液呈酸性。以NH4Cl為例,[NH+4]水解的離子方程式為:[NH+4]+H2O[ ? ]NH3·H2O+H+。

        3.弱酸強(qiáng)堿鹽

        弱酸強(qiáng)堿鹽是指由弱酸和強(qiáng)堿經(jīng)中和反應(yīng)生成的鹽,其對(duì)應(yīng)的酸為弱酸,因此弱酸強(qiáng)堿鹽電離出的弱酸陰離子會(huì)與水電離出的H+進(jìn)行水解,由于H+的濃度降低同樣會(huì)促進(jìn)水的電離,使得溶液呈堿性。以CH3COONa為例,CH3COO-水解的離子方程式為:CH3COO-+ H2O[ ? ]CH3COOH+OH-。對(duì)于多元弱酸鹽的水解書寫需要進(jìn)行分步處理,第一步的水解最為容易,以K2CO3為例,[CO2-3]水解的離子方程式為:[CO2-3+H2O?HCO-3+OH-],[HCO-3+H2O=H2CO3+OH-]。

        4.弱酸弱堿鹽

        弱酸弱堿鹽是指由弱酸和弱堿經(jīng)中和反應(yīng)生成的鹽,其對(duì)應(yīng)的酸和堿分別為弱酸和弱堿,因此弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子會(huì)與水電離出的H+進(jìn)行水解,弱堿陽離子會(huì)與OH-水解,由于H+和OH-的濃度均降低,因此會(huì)促進(jìn)水的電離,溶液的酸堿性由最弱的離子來決定,即誰弱顯誰性。

        5.一般規(guī)律

        鹽類水解的一般規(guī)律為:誰弱誰水解,越弱越水解。據(jù)此可以對(duì)溶液的酸堿性作出判斷,如同等條件下HCN的酸性弱于CH3COOH,則對(duì)應(yīng)的NaCN溶液的堿性強(qiáng)于CH3COONa溶液的堿性。

        二、鹽類水解知識(shí)的解題應(yīng)用

        1.分析鹽溶液的酸堿性

        【例1】在室溫條件下有濃度為0.10 mol/L的氨水,則下列選項(xiàng)的敘述正確的是()。

        A. 氨水與AlCl3溶液進(jìn)行反應(yīng),其離子方程式為Al3++3OH-=Al(OH)3

        B. 對(duì)氨水進(jìn)行加水稀釋后,溶液中的[NH+4]和OH-的濃度會(huì)增大

        C. 用HNO3溶液來中和氨水,結(jié)束后溶液不為中性

        D. 氨水溶液的pH為13

        解析:A選項(xiàng),由于NH3·H2O為弱堿,因此在書寫與AlCl3溶液反應(yīng)的離子方程式時(shí)不能將其拆開,故錯(cuò)誤;B選項(xiàng),向氨水中加水稀釋,由于溶液的體積變大,但溶質(zhì)變化不大,因此[NH+4]和OH-的濃度會(huì)變小,故錯(cuò)誤;C選項(xiàng),用HNO3溶液中和氨水,最后會(huì)生成NH4NO3溶液,其為強(qiáng)酸弱堿鹽,溶液呈酸性,故正確;D選項(xiàng),氨水的濃度為0.10 mol/L,但由于其為弱堿,會(huì)部分電離,因此pH應(yīng)略小于13,故錯(cuò)誤。答案為C。

        [評(píng)析]利用鹽類水解知識(shí)判斷溶液的酸堿性可以依據(jù)下述口訣:無弱不水解,有弱才水解,誰弱誰水解,誰弱顯誰性,弱弱具體定。一般強(qiáng)酸弱堿鹽的溶液為酸性,弱酸強(qiáng)堿鹽的溶液為堿性,依據(jù)該知識(shí)可以快速對(duì)溶液的酸堿性做出判斷。

        2.比較鹽溶液中的離子濃度大小

        【例2】有體積為Va、濃度為0.05 mol/L的CH3COOH溶液和體積為Vb、濃度為0.05 mol/L的KOH溶液,現(xiàn)將CH3COOH加入到KOH溶液中,則下列的濃度關(guān)系判斷錯(cuò)誤的是()。

        A. 當(dāng)Va>Vb時(shí),c(CH3COOH)+c(CH3COO-)>c(K+)

        B. 當(dāng)Va=Vb時(shí),c(CH3COOH)+c(H+)>c(OH-)

        C. 當(dāng)Va<Vb時(shí),c(CH3COOH)>c(K+)>c(OH-)>c(H+)

        D. 當(dāng)Va和Vb為任意比例時(shí),都有c(K+)+ c(H+)= c(OH-)+ c(CH3COO-)

        解析:CH3COOH為弱酸,其對(duì)應(yīng)的鹽溶液會(huì)發(fā)生水解,分析離子濃度需結(jié)合鹽類水解知識(shí)進(jìn)行判斷。A選項(xiàng),當(dāng)Va>Vb時(shí),CH3COOH是相對(duì)過量的,由物料守恒可得n(CH3COOH)+n(CH3COO-)=0.05Va mol,而n(K+)=0.05Vb mol,故正確;B選項(xiàng),Va=Vb時(shí),恰好生成CH3COOK,由于CH3COO-會(huì)發(fā)生水解,溶液為堿性,則有c(OH-)> c(H+),再根據(jù)質(zhì)子守恒可判斷B正確;C選項(xiàng),當(dāng)Va<Vb時(shí)KOH相對(duì)過量,而當(dāng)KOH滴加足夠多時(shí),可能有c(K+)> c(CH3COOH),故錯(cuò)誤;D選項(xiàng)的關(guān)系式由電荷守恒可得,和溶液滴加的體積無關(guān),故正確。答案為C。

        [評(píng)析]利用鹽類水解知識(shí)分析溶液中離子的相對(duì)濃度時(shí),除了需要利用水解規(guī)律,還需要利用物質(zhì)的電離、電荷守恒、質(zhì)子守恒和物料守恒等。解題時(shí)首先判斷溶液中是否存在弱離子,然后依據(jù)水解理論準(zhǔn)確寫出其水解方程式,最后根據(jù)上述三個(gè)守恒定律來寫出離子濃度關(guān)系式,并判斷離子濃度大小。而對(duì)于酸堿中和滴定中離子濃度的判斷,則需要充分考慮酸、堿溶液的體積大小,再從是否過量的角度來加以分析。

        3.判斷溶液中的離子種類

        【例3】H2C2O4為二元弱酸,現(xiàn)在溫度為20℃的條件下配制了一組微粒濃度關(guān)系為c(H2C2O4)+ c([HC2O-4])+ c(HC2[O-4])=0.100 mol/L的二元弱酸H2C2O4和NaOH的混合液,右圖為混合溶液中的部分離子隨pH變化的曲線圖,則下列選項(xiàng)的特定溶液中的微粒種類及濃度關(guān)系一定正確的是(? ?)。

        A.在pH為2.5的溶液中,c(H2C2O4)+c(C2[O2-4])>c(HC2[O-4])

        B.在c(Na+)= 0.100 mol/L的溶液中,c(H+)+c(H2C2O4)= c(OH-)+c([C2O2-4])

        C. 在c([HC2O-4])=c([C2O2-4])的溶液中,c(Na+)>0.100 mol/L+ c([HC2O-4])

        D.在pH為7的溶液中,c (Na+)>2 c([C2O2-4])

        解析:A選項(xiàng),溶液的pH為2.5,由圖像可知溶液中含有微粒H2C2O4、[HC2O-4]和[C2O2-4],且它們之間的關(guān)系為c(H2C2O4)+c([C2O2-4])<c([HC2O-4]),故錯(cuò)誤;B選項(xiàng),c(Na+)= 0.100 mol/L的溶液中,根據(jù)微粒的守恒定律可得c(H+)+c(H2C2O4)= c(OH-)+c([C2O2-4]),故正確;C選項(xiàng),在c([HC2O-4])= c([C2O2-4])的溶液中,即曲線的交點(diǎn)處,此時(shí)c([HC2O-4])和c([C2O2-4])均為0.05 mol/L,則c(Na+)為0.15 mol/L,但由于水解的原因,c(Na+)<0.100 mol/L+ c([HC2O-4]),故錯(cuò)誤;D選項(xiàng),溶液pH為7時(shí),溶液為Na2C2O4溶液,溶液中的微粒有[C2O2-4]、H+、Na+、OH-,由于[C2O2-4]會(huì)發(fā)生水解,則c(Na+)>2c([C2O2-4]),故正確。答案為B、D。

        [評(píng)析]對(duì)于鹽溶液中離子種類的判斷,首先需要確定溶液的具體情況,如溶液的酸堿性以及相關(guān)濃度,然后明確溶液中哪些離子為弱離子會(huì)發(fā)生水解,然后結(jié)合鹽類水解的影響因素來分析判斷;對(duì)于其中的溶液關(guān)系分析,同樣可以結(jié)合鹽類水解常用的守恒定律。

        (責(zé)任編輯 羅 艷)

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